Алюминий

Алюминий – элемент 3‑го периода и IIIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 13. Электронная формула атома [₁₀Ne]3s²3p¹, степени окисления + III и 0.

По электроотрицательности (1,47) одинаков с бериллием, проявляет амфотерные (кислотные и основные) свойства. В соединениях может находиться в составе катионов и анионов.

В природе – четвертый по химической распространенности элемент (первый среди металлов), находится в химически связанном состоянии.

Алюминий Al. Серебристо‑белый, блестящий, легкий и пластичный металл. На воздухе покрывается матовой защитной пленкой Al₂O₃, весьма устойчивой и защищающей металл от коррозии; пассивируется в воде и концентрированной HNO₃ (образование той же оксидной пленки).

Реакционноспособный, сгорает на воздухе, при комнатной температуре реагирует с галогенами Cl₂, Br₂ и I₂, при нагревании – с фтором, серой:

4Al(порошок) + 3O₂(воздух) = 2Al₂O₃ (700 °C)

2Al(порошок) + ЗЕ₂ = 2AlЕ₃ (25 °C, Е = CI, Br)

2Al(порошок) + 3I₂ = 2AlI₃ (25 °C, кат. – капля Н₂O)

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ (600 °C)

2Al + 3S = Al₂S₃ (150–200 °C)

Алюминий восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – алюминотермия):

Амальгамированный алюминий, т. е. очищенный от оксидной пленки, энергично и с большим экзо ‑эффектом реагирует с водой:

2Al + 6Н₂O = 2Al(ОН)₃↓ + ЗН₂↑ + 836 кДж

Алюминий – сильный (типичный) восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода; вытесняет водород из разбавленных кислот НCl и H₂SO₄:

2Al + 6Н+ = 2Al³⁺ + ЗН₂↑

и, проявляя амфотерность, из концентрированного раствора щелочей (окислитель – вода):

2Al + 2NaOH + 6Н₂O = 2Na[Al(OH)₄] + ЗН₂↑ (80 °C)

Реагирует со щелочами в расплаве (также демонстрируя амфотерные свойства):

2Al + 6NaOH_(T) = 2NaAlO₂ + ЗН₂ + 2Na₂O (450 °C)

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой:

Al + 4НNO₃(разб.) = Al(NO₃)₃ + NO↑ + 2Н₂O

и восстанавливает N^v до N^‑III в реакциях с очень разбавленной азотной кислотой и ее солями:

8Al + З0НNO₃(оч. разб.) = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9Н₂O

8Al + 18Н₂O + 5КОН + 3KNO₃ = 8К[Al(ОН)₄] + 3NH₃↑ (кипячение)

(движущей силой этих реакций служит промежуточное выделение атомарного водорода Н⁰, а во второй реакции – также и образование устойчивого гидроксокомплекса [Al(OH),]^‑).

Получение алюминия в промышленности – электролиз Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃[AlF₆] при 950 °C:

Применяется как реагент в алюминотермии для получения редких металлов и термитной сварке стальных конструкций. Алюминий – важнейший конструкционный материал, основа легких коррозионно‑стойких сплавов (с магнием – дуралюмин, или дюраль, с медью – желтая алюминиевая бронза, из которой чеканят мелкую разменную монету). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.

Оксид алюминия Al₂O₃. Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, имеет ионное строение (Al³⁺)₂(O^2‑)₃. Тугоплавкий, термически устойчивый. Аморфный порошок гигроскопичен и химически активен, кристаллический – очень тверд и химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Переводится в раствор концентрированными кислотами и щелочами, реагирует со щелочами и карбонатом натрия при сплавлении. Применяется как сырье в производстве алюминия, для изготовления огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, особо чистый Al₂O₃ – для изготовления рубиновых лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Cr₂O₃(красный цвет), Ti₂O₃ и Fe₂O₃ (голубой цвет).

Уравнения важнейших реакций:

(эта реакция используется для «вскрытия» бокситов)

В природе входит в состав глины и бокситов, образует минерал корунд.

Гидроксид алюминия Al(ОН)₃. Амфотерный гидроксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Связи Al – ОН преимущественно ковалентные. Разлагается при нагревании без плавления. Практически не растворяется в воде. Реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Не реагирует с NH₃ Н₂O, NH₄Cl, СO₂, SO₂ и H₂S. Метагидроксид АlO(ОН) химически менее активен, чем Al(ОН)₃. Промежуточный продукт в производстве алюминия. Применяется для синтеза других соединений алюминия (в том числе криолита), органических красителей, как лекарственный препарат при повышенной кислотности желудочного сока.

Уравнения важнейших реакций:

• термическое разложение

• основная и кислотная диссоциация в растворе

(реакции характеризуют очень малую растворимость в воде и амфотерность гидроксида, поставляющего в раствор одновременно ионы ОН и Н⁺ примерно в равной концентрации; гидроксид диссоциирует слабее, чем сама вода)

• амфотерные свойства

Al(ОН)₃ + ЗНСlразб.) = AlCl₃ + ЗН₂O

Al(ОН)₃ + NaOH_(т) = NaAlO₂ + 2Н₂O (1000 °C)

Al(ОН)₃ + NaOH(конц.) = Na[Al(OH)₄]_(p)

Для получения осадка Al(ОН)₃ щелочь обычно не используют из‑за легкости перехода осадка в раствор (см. выше), а действуют на соли алюминия гидратом аммиака. При комнатной температуре образуется Al(ОН)₃, а при кипячении – менее активный АlO(ОН):

Удобный способ получения Al(ОН)₃ – пропускание СO₂через раствор гидроксокомплекса:

[Al(ОН)₄]^‑ + СO₂ = Al(ОН)₃↓ + HCO₃^‑

Тетрагидроксоалюминат(III) натрия Na[Al(OH)₄]. Комплексная соль. С таким составом существует при комнатной температуре в концентрированном растворе NaOH. Для твердого состояния состав условный, так как при кристаллизации из раствора он усложняется (выделены Na₄[Al(OH)₇], Na₄[Al₄O₃(OH)₁₀] и др.). При прокаливании твердые соли разлагаются до диоксоалюмината(III) натрия NaAlO₂, при разбавлении их растворов – до Al(ОН)₃. По‑разному реагируют с сильными и слабыми кислотами, с хлоридом алюминия и карбонатом аммония.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: взаимодействие Al(ОН)₃ и солей алюминия с NaOH в концентрированном растворе:

Al(OH)₃ + NaOH(конц.) = Na[Al(OH)₄]

AlCl₃ + 4NaOH(конц.) = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

Образуется из оксида алюминия (см.) как промежуточный продукт при промышленном «вскрытии» бокситов.